关于活化能介绍

[拼音]：huohuaneng

[外文]：activation energy

非活化分子转变为活化分子所须吸收的能量。温度对化学反应速率的显著影响，有许多经验的说法。例如，温度每升高10℃，化学反应速率增加2～3倍即其中之一。此定量规律以及对此显著的温度效应的解释是由S.A.阿伦尼乌斯在1889年首先提出的，称为指数定律：

k＝A exp[－Ea/(RT)]

ln k＝ln A－Ea/(RT)

式中Ea和A分别为实验活化能和指前因子，是化学动力学中极重要的两个参数;R为气体常数;T为热力学温度。从指数定律看，活化能的变化对速率常数k的影响比指前因子的变化更显著。由于可用实验测定不同温度下的k值，Ea和A值可分别由 1nk对1/T图中直线的斜率和截距求得（图1）。

在反应的条件下，并不是反应物分子的每一次碰撞都能发生反应。阿伦尼乌斯认为，只有“活化分子”才能发生反应，而由非活化分子转变为活化分子需要吸收的能量就是活化能。但“活化分子”的概念缺乏确切的定义。根据近代理论，两个分子发生反应碰撞时必须获得一个临界构型──过渡态（即“活化分子”），一旦获得此构型，反应即发生。过渡态具有比反应物分子和产物分子都要高的势能，或者说反应有一势能垒。互撞的反应物分子必须具有较高的能量足以克服反应势能垒，才能达到过渡态的构型，否则分子的碰撞对反应无效，反应不能发生（图2）。

过渡态中原子间的相互作用能，决定了反应势能垒的高度。势能垒的存在就是活化能的本质。指数定律中Ea反映了反应势能垒的存在，指前因子A则与分子的碰撞频率相关。

在一定的温度下，反应物分子中能量的分布服从一定的分布定律──玻耳兹曼分布律。据此，互撞分子的能量有很高值的只占极少数。因此，反应活化能越大，能达到过渡态的分子的百分率越小，反应的速率就越低，但是由玻耳兹曼分布律可知，提高温度，则高能量分子的比例增加比较迅速。这就解释了反应速率的显著的温度效应。

如果一个反应的真正机理并不和计量方程所表示的一致，则由实验求出的Ea值和A值只是表观的值。